황화 수소

달걀 썩는 냄새가 나는 무색 기체인 황화 수소는 독성, 부식성, 가연성이 있으며, 하수구나 습지와 같이 산소가 부족한 장소에서 유기물이 미생물에 의해 분해될 때 생성된다. 이 화합물은 화산 가스. 천연 가스, 우물 물 등에서도 발생하며, 비록 소량이지만 인체에서도 생산된다. 1777년 스웨덴의 빌헬름(C. Wilhelm)이 최초로 황화 수소를 발견하였다.

목차

황화 수소는 이를 고함량으로 가진 천연가스로부터 분리하여 얻으며, 약 450 °C에서 용융된 황 원소를 수소와 반응시켜 생산할 수도 있는데, 이 공정에서 수소는 탄화수소로부터 만든다.

황 환원 박테리아는 황산 염을 사용하여 저농도의 산소가 있는 상태에서 유기물이나 수소를 산화시키면서 에너지를 생산하는데, 이때 폐기물로 황화 수소를 생산한다.

실험실에서는 킵 발생기(Kipp generator)에서 황화 철(II)을 강산으로 처리하여 황화 수소를 만든다.

FeS(s) + 2HCl(aq) → FeCl₂(aq) + H₂S(g)

정성적 무기 분석에 사용할 때에는 싸이오아세트아마이드를 사용하여 황화 수소를 생산한다.

CH₃C(S)NH₂(aq) + H₂O(l) → CH₃C(O)NH₂(aq) + H₂S(g)

한편, 금속, 비금속 황화물이 습기에 노출되면 황화 수소를 방출한다.

6H₂O(l) + Al₂S₃(s) → 3H₂S(g) + 2Al(OH)₃(aq)

4H₂O(l) + SiS₂(s) → 2H₂S(g) + Si(OH)₄(aq)

또한, 황화 수소는 고체 유기 화합물을 황과 함께 가열하거나 황화된 유기물을 수소로 환원할 때 생성된다.

황화 수소는 공기보다 밀도가 약간 더 크기에, 그 혼합물은 폭발성이 있으며, 푸른 불꽃에서 산소와 반응하면 이산화 황과 물이 형성된다.

2H₂S(g) + 3O₂(g) → 2SO₂(g) + 2H₂O(g)

일반적으로 황화 수소는 염기성 조건에서 황화 수소 이온(SH^-)을 형성하며 환원제로 작용한다.

황화 수소는 물에 약간 녹는 약산(18 °C, 0.01~0.1 M에서 pK_a = 6.9)이며, 공기 중에서는 서서히 산화되어 물에 녹지 않는 황 원소를 형성한다.

화산 가스에 의해 형성된 암석의 황 침전) ()

황 이온(S^2-)은 수용액에서 형성되지 않는다. 황화 수소는 금속 이온과 반응하여 황화 금속 화합물을 형성하는데, 이들은 대부분 물에 녹지 않고 어두운 색의 고체로 침전된다. 아세트산 납(II) 종이는 황화 수소를 감지하는 데 쓰이는데, 황화 수소와 반응한 아세트산 납이 검은 색 황화 납(II)으로 변색되는 것을 이용하는 것이다.

90 GPa 이상의 압력에서 황화 수소는 금속성 전기 전도체가 되며, 이러한 고압과 임계 온도 이하에서 초전도성을 나타낸다. 임계 온도는 압력에 따라 증가하여, 100 GPa에서 23 K, 200 GPa에서 150 K이다. 황화 수소가 더 높은 온도에서 가압된 후 식으면 임계 온도는 203 K까지 올라간다. 여기에 소량의 인이 황을 대체하면 더 높은 압력에서 임계 온도가 273 K까지 도달할 가능성이 있어 상온 초전도성을 가질 수도 있을 것으로 예측된다.

황화 수소는 주로 원소 황의 전구체로 쓰인다. 또한, 메테인싸이올, 에테인싸이올, 싸이오글리콜산 등과 같은 유기 황 화합물이 황화 수소를 사용하여 얻는다.

알칼리 금속 염기와 반응하면 황화 수소는 황화 수소 소듐과 황화 소듐과 같은 화합물이 된다.

한 세기 이상, 황화 수소는 금속 이온의 정성 분석에 쓰였는데, 중금속과 비금속 이온(예: Pb(II), Cu(II), Hg(II), As(III))은 황화 수소와 반응하면 용액에서 침전되며, 이 조성의 침전물은 선택적으로 재용해하므로 분리할 수 있다.

가스나 물의 오염원인 황화 수소를 금속으로 처리하면 황화 금속을 형성하여 제거할 수 있으며, 금속 원광을 정제할 때 미네랄 가루를 황화 수소로 처리하면 부유물을 깨끗하게 분리하는 데 도움을 준다. 금속 부분은 황화 수소로 부동태화(passivation, 용해나 반응이 안 되도록 처리함)할 수 있다. 제련 시 다른 과정에서 사용되는 금속 촉매의 거동도 황화 수소를 사용하여 바꿀 수도 있다.

황화 수소는 매우 유독한 가연성 기체이며, 공기보다 무거워 환기가 잘 되지 않는 공간의 아랫 부분에 축적된다. 처음에는 톡 쏘는 듯한 느낌이 들지만 곧 코가 마비되어 대처하기 어렵다. 아울러 황화 수소는 인체의 여러 다른 부분에 유독하므로 넓은 범위의 독성을 가진다. 특히 신경계에 가장 영향을 끼치는데, 일산화 탄소 수준의 독성을 보인다. 황화 수소는 미토콘드리아의 사이토크롬 효소와 결합하여 세포 호흡을 방해한다.

황화 수소가 주변 환경이나 인체에서도 자연적으로 발생하는데 장의 효소가 이를 해독한다. 가정용 화재 감지기나 하수 또는 석유화학 작업자용 감지기는 10-15 ppm 농도에서 경보가 울리도록 되어 있다. 해독은 무해한 황산 염으로의 산화를 통해 이루어진다.

고농도의 황화 수소에 노출되면 호흡 정지가 발생할 수 있고, 주머니 속 구리 동전이 변색할 정도이다. 해독은 질산 아밀(amyl nitrate) 흡입, 아질산 소듐(sodium nitrite) 복용, 4-다이메틸아미노페놀 투여 등으로 이루어질 수 있고, 이때 순수 산소 흡입, 기관지 확장제 사용도 함께 진행한다. 저농도의 황화 수소 노출은 눈의 자극, 인후염, 구토, 호흡 곤란을 유발할 수 있는데, 몇 주 지나면 완화된다. 장기간의 저농도 노출은 피로, 식욕 부진, 두통, 기억 장애, 어지러움 등을 유발한다.

1. 'Hydrogen Sulfide - PubChem Public Chemical Database'. . USA: National Center for Biotechnology Information

2. Retrieved on 2018-05-27.